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8/18/2019 7a Gases Reales Mgp 2015
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Gases realesTema 7
MG Prolongo
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• Ocupan todo el volumen del recipiente que los contiene.
• Es el estado de la materia más compresible:gran variación V-P
• Son totalmente miscibles entre ellos
• Tienen menores densidades que los líquidos y sólidos.
Características de los gases
n
NO2
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Elementos que existen como gases a 250C y 1 atm.
Moléculas diatómicas: H2 N2 O2 F2 Cl2 Monoatómicos: He Ne Ar Kr Xe Rn
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* HCN Te = 26ºC P 1atm
Sustancias que existen como gases a 25°C y 1 atm
ELEMENTOS
H2 hidrógenoN2 nitrógenoO2 oxígenoO3 ozono
F2 flúorCl2 cloroHe helioNe neón
Ar argónKr criptónXe xenónRn radón
COMPUESTOS
HF fluoruro de hidrógenoHCl cloruro de hidrógenoHBr bromuro de hidrógenoHI yoduro de hidrógeno
CO monóxido de carbonoCO2 dióxido de carbonoNH3 amoniacoNO monóxido de nitrógenoNO2 dióxido de nitrógenoN2O óxido nitrosoSO2 dióxido de azufreSH2 sulfuro de hidrógenoHCN cianuro de hidrógeno*
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Barómetro
Presión =Fuerza Área
Presión
atmosférica
Hg
Unidades
SI: Pascal (Pa) = N/m2
CGS: dina/cm2
1 atm = 760 mmHg = 760 Torr1 atm = 101,3 kPa
1 bar = 105 Pa1 psi = 6890 Pa
P = F/A = Peso/A = m·g /A =
= h·A·ρ·g/A P = h·ρ·g
1atm h= 10,33 m de agua
ρH2O= 1 g·cm-3 ρHg= 13,6 g·cm-3
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Ecuación de estado de los gases ideales
P·V = n·R·T
Condiciones normales ó estándar:P =1 atm y T = 0 0C1 mol de gas ideal ocupa 22,4 L
=R = PV
nT
(1 atm)(22,4 L)
(1 mol)(273,15 K)
R = 0,082 atm·L /(K·mol) =
= 0,083 bar·L((K·mol) =
= 8,314 J/(K·mol) =
= 62,36 mmHg·L/(K·mol)
22,4litros
1mol Ar 22,09 LCO 22,26 LN2 22,40 LO2 22,40 L
H2 22,43 L
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Gas ideal: variación del volumen con la temperatura
T (K) = t (º
C) + 273,15
Ley de Charles y Gay-Lussac
Temperatura absoluta (K)
V a T
V1/T1 = V2 /T2
n moles
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Ley de Avogadro
V número de moles (n)
V1 / n1 = V2 / n2
Temperatura constante
Presión constante
3 H2 (g) + N2 (g) 2 NH3 (g)
3 moléculas + 1 molécula 2 moléculas
3 moles + 1 mol 2 moles
3 volúmenes + 1 volumen 2 volúmenes
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PV = nRT
n moles
=
P2V2
T2
P1V1
T1
Estado 1
P1V1 T1
Estado 2
P2V2 T2
ρ = m
V
=P M
RT
Densidad (ρ)
M
masa molar del gas (g/mol)
m masa del gas en g
ρRTP
M =
n moles gas ideal
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Gases ideales: Ley de Dalton de las presiones parciales
V y
Tson
cons
tant
P A PB
Ptotal = PA + PB
Alcombi
narlos
gases
+ =
=n ART
V=
nBRT
V
x A = n A
n A + nB x B =
nB n A + nB
P A
= x A
PT
PB = xB PT Pi = xi PT
Fracción molar (xi) = ni
nT
(n A + nB )RT
VPtotal =
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Ley de Graham: la velocidad de difusión de un gas es inversamenteproporcional a la raíz cuadrada sus masa molar o de su densidad
Efusión y difusión de gases
1 2 2
2 1 1
v ρ M = =v ρ M
Difusión: mezcla gradual de las moléculas de ungas con las moléculas de otro gas.
Disoluciónacuosa de NH3NH317 g/mol
HCl 36 g/mol
Disoluciónacuosa de HCl
Gasesideales
11
PM ρ =
RT2
2
PM ρ =
RT
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Ley de Graham: la relación de las velocidades de difusión y efusión dedos gases es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de la relación
de las densidades de los gases o de sus masas molares
Efusión y difusión de gases
gas vacío
Flujo de gas
Barrera porosa
Efusión: proceso por el que un gas se escapa de un recipiente a travésde un orificio pequeño
1 2 2
2 1 1
v ρ M = =v ρ M
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TEORÍA CINÉTICO-MOLECULAR DE GASES
• Gas nº enorme de partículas (átomos o moléculas)• Masas puntuales
• Movimiento línea recta• No existen fuerzas intermoleculares• Colisiones elásticas: Energía cinética no varía• Colisiones con las paredes Presión
Energía cinética media:por partícula: = ½ m = 3/2 k T
por mol: = ½ m N A = 3/2 R T
= v i2
/NMasa molar = m· N A m= masa de la partícula
N A = 6,022· 1023 partículas/mol
k = 1,38 10-16
erg/K = cte Boltzman R = k N A
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Medida de la distribución de velocidades moleculares
HornoPlomofundido Partículas
rápidas
vacío
Pantalla giratoriacon rendija
Pantalla de detección
Partículaslentas
media
VapordePlomo
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GASES: Distribución de velocidades moleculares
10-
8-
6-
4-
2-
0-
0 200 400 600 800 1000velocidad (m/s)
( N / N ) 1 0 0
Distribución de velocidadesmoleculares del N2 a 273K
N = nº partículas
Fracción de partículas N/Ncon velocidad entre v
v+v
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GASES: Distribución de velocidades moleculares
(N/Nv) v0 f (v )
Velocidad más probable = vp
Velocidad media = v
(Velocidad cuadrática media)1/2 = vrcm
f
(
)
velocidad (m/s)
p rcm
rcm
Vp : V : Vrcm
1 : 1,1 : 1,2
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Distribución de velocidadesmoleculares
v rcm =3RT M
n º m o l é c u l a s
velocidad (m/s)
n º p a
r t í c u l a s
velocidad (m/s)
½ m N A = 3/2 R T
= 3 R T /M
Vp : V : Vrcm1 : 1,1 : 1,2
√=
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Gases reales
1 mol de gas ideal
PV = RTz = 1
z =PV
RT
Compresibilidad = zFuerzas repulsivas
Fuerzas atractivas
Ecuación de estado de virial:2PVz = = 1 + B(T ) P + C(T ) P + ...
RT
Los gases se pueden licuar Interacciones
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Gases reales: ecuación de van der Waals
• Las partículas no son puntuales
volumen disponible = (V- n b)
GAS REALV disponible = V- nb
GAS IDEALV disponible = V
. . ..
. . . .. . . . .. . . .
.. . .
. . . .. . .
. . ... .
V e = 4/3p(2R)3 , V molecular = 4/3p(R)3
V e = 8·V molecular
b = N AV e/2 = 4·N A·V molecular
Volumenexcluido
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Efecto de las fuerzas intermoleculares en la presión de un gas
P + Pinterna = Pideal
P < Pideal
GAS REAL
Presión observada = P
2
V
n correccióndefactor
inte
2
rna
naP
V
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Ecuación de van der Waals
P + (V – nb) = nRTan2
V2 ( )Presión
corregidaVolumencorregido
Gas a b(atmL2mol-2) Lmol-1
nRTnbVV
anP
2
2
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45
55
65
75
85
95
105
0,05 0,1 0,15 0,2 0,25 0,3 0,35 0,4
FS
EQUILIBRIOLÍQUIDO-GAS
1 mol de CO2 a diferentes temperaturas
Diagrama P-V: Licuación de gases
P
( a t m )
V (L)
GAS
Punto crítico
101ºC48ºC
Tc= 31ºC27ºC23ºC18ºC
3ºC
Pc
Vc VgVL
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45
55
65
75
85
95
105
0,05 0,1 0,15 0,2 0,25 0,3 0,35 0,4
ABE
F
CD
P ( a t m )
V (L)
ABCDF E
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45
55
65
75
85
95
105
0,05 0,1 0,15 0,2 0,25 0,3 0,35 0,4
1 mol de CO2 a diferentes temperaturas
Diagrama P-V: Licuación de gases
FS
EQUILIBRIOLÍQUIDO-GAS
P
( a t m )
V (L)
GAS
Punto crítico
101ºC48ºC
Tc= 31ºC27ºC23ºC18ºC
3ºC
Pc
Vc
A
BE
F
CD
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Punto crítico
0dV
Pd 0
dV
dP2
2
PcTc,
Pc,Tc
Punto de inflexión en la Isoterma crítica, P-V
Sustancia Tc(K) Pc(atm) Vc(L/mol)He 5,19 2,24 0,057H2 33,2 12,8 0,065O2 154,6 49,8 0,073CH4 190,6 45,4 0,099
H2O 647,3 217,6 0,056
30
40
50
60
70
80
90
100
110
120
0,05 0,15 0,25 0,35 0,45
P ( a t m )
V (L)
CO2 Tc =31ºC
Puntode
inflexión
La temperatur a crítica de un gas (T c) esla temperatura más alta a la que se puedelicuar un gas por compresión.
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Ecuación de van der Waals
TI < TII < TIII = Tc < TIV
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Temperatura crítica = Tc : por encima de ella el gas no se puedelicuar por aumento de la presión.
Presión crítica = Pc =presión que ha de seraplicada para licuar el
gas a Tc.
Sustancia Tc (ºC) Pc(atm)
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El fenómeno crítico de SF6
T < Tc T > Tc T ~ Tc T < Tc
Gases húmedos
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Gases húmedos
Gas
Gas húmedo
agua
H2O
Gas saturado devapor de H2O
T
P T = P gas + P H2O
Gas + H2O (g)
H2OT Pv
(ºC) (mmHg)
P T = P
gas+ P
v H 2 O
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ANEXO
Aplicaciones:
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Aplicaciones:
Air bag:NaN3(s) 2Na(s) + 3 N2(g)
Acida sódica
65 g 73L (25ºC, 1 atm)
Purificación de aire en vehículos espaciales y submarinos:
CO2(g) + 2 LiOH(s) LiCO3(s) + H2O(l)
Aire: 20%v O280%v N2
Si P = 1atm PO2 = 0,2 atm
Si P = 2 atm para mantener PO2 = 0,2 atm 10% O2 No se puede utilizar mezcla: 10% O2+ 90% N2 narcosis de nitrógeno
Se preparan mezclas: 10% O2 + 10% He + 80% N2
El He es inerte, menos soluble en la sangre no produce narcosis
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Fluídos supercríticos
Gases húmedos
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Gases húmedos
Gas
Gas húmedo
agua
H2O
Gas saturado devapor de H2O
T
P T = P gas + P H2O
Gas + H2O (g)
H2OT Pv
(ºC) (mmHg)
P T = P
gas+ P
v H 2 O
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